OSMOLARITET: HVORDAN MAN BEREGNER DET OG FORSKELLEN MED OSMOLALITET - KEMI - 2025

Den osmolaritet er den parameter, foranstaltninger den koncentration, der er af en kemisk forbindelse i en liter opløsning, forudsat at dette bidrager til kolligative egenskab kendt som osmotiske tryk af opløsningen.

I denne forstand refererer det osmotiske tryk af en opløsning til den mængde tryk, der er nødvendig for at bremse osmoseprocessen, som er defineret som den selektive passage af opløsningsmiddelpartikler gennem en semipermeabel eller porøs membran fra en opløsning. fra en lavere koncentration til en mere koncentreret.

Ligeledes er den enhed, der bruges til at udtrykke mængden af ​​opløst partikler, osmol (hvis symbol er Osm), som ikke er en del af det internationale system af enheder (SI), der bruges i det meste af verden. Så koncentrationen af ​​det opløste stof i opløsningen er defineret i enheder af Osmoles pr. Liter (Osm / l).

Formel

Som nævnt tidligere udtrykkes osmolaritet (også kendt som osmotisk koncentration) i enheder defineret som Osm / L. Dette skyldes dets forhold til bestemmelse af osmotisk tryk og måling af opløsningsmiddeldiffusion ved hjælp af osmose.

I praksis kan den osmotiske koncentration bestemmes som en fysisk mængde ved anvendelse af et osmometer.

Osmometeret er et instrument, der bruges til at måle det osmotiske tryk i en opløsning, såvel som bestemmelsen af ​​andre colligative egenskaber (såsom damptryk, en stigning i kogepunktet eller et fald i frysepunktet) for at opnå værdien af løsningens osmolaritet.

På denne måde bruges følgende formel til beregning af denne måleparameter, der tager højde for alle de faktorer, der kan påvirke denne egenskab.

Osmolaritet = Σφ _i n _i C _i

I denne ligning etableres osmolaritet som summen, der er resultatet af at multiplicere alle værdier opnået fra tre forskellige parametre, som vil blive defineret nedenfor.

Definition af variabler i osmolaritetsformlen

For det første er der den osmotiske koefficient, der er repræsenteret med det græske bogstav ph (phi), som forklarer, hvor langt løsningen er væk fra den ideelle opførsel eller med andre ord graden af ​​ikke-idealitet, som det opløste manifesterer sig i løsningen.

På den enkleste måde henviser φ til graden af ​​dissociation af det opløste stof, som kan have en værdi mellem nul og en, hvor den maksimale værdi, der er enheden, repræsenterer en dissociation på 100%; det er absolut.

I nogle tilfælde - ligesom for saccharose - overstiger denne værdi enhed; I andre tilfælde, såsom salte, forårsager påvirkningen af ​​elektrostatisk interaktion eller kræfter en osmotisk koefficient med en værdi, der er lavere end enheden, selvom der sker absolut dissociation.

På den anden side angiver værdien af ​​n antallet af partikler, hvori et molekyle kan dissocere. For ioniske arter er eksemplet natriumchlorid (NaCI), hvis værdi af n er lig med to; hvorimod værdien af ​​n er lig med et i det ikke-ioniserede glukosemolekyle.

Endelig repræsenterer værdien af ​​c koncentrationen af ​​det opløste stof udtrykt i molære enheder; og underskriften i henviser til identiteten af ​​en bestemt opløst stof, men som skal være den samme på tidspunktet for multiplikation af de tre faktorer, der er nævnt ovenfor og således opnå osmolaritet.

Hvordan beregnes det?

For den ioniske forbindelse KBr (kendt som kaliumbromid), hvis du har en opløsning med en koncentration, der er lig med 1 mol / l KBr i vand, udledes det, at det har en osmolaritet, der er lig med 2 osmol / l.

Dette skyldes dets karakter som en stærk elektrolyt, der favoriserer dens komplette dissociation i vand og tillader frigørelse af to uafhængige ioner (K ⁺ og Br ^-), der har en vis elektrisk ladning, så hver mol KBr er ækvivalent med to osmoler. i opløsning.

Tilsvarende for en opløsning med en koncentration svarende til 1 mol / l BaCh ₂ (kendt som bariumchlorid) i vand, der er en osmolaritet lig med 3 osmol / l.

Dette skyldes, at der frigives tre uafhængige ioner: en Ba ²⁺ ion og to Cl ^- ioner. Så hver mol BaCh ₂ svarer til tre osmol i opløsning.

På den anden side gennemgår ikke-ioniske arter ikke sådan dissociation og producerer en enkelt osmol for hver mol opløst stof. I tilfælde af en glukoseopløsning med en koncentration, der er lig med 1 mol / l, er dette ækvivalent med 1 osmol / l af opløsningen.

Forskelle mellem osmolaritet og osmolalitet

En osmol defineres som antallet af partikler, der er opløst i et volumen svarende til 22,4 l opløsningsmiddel, underkastet en temperatur på 0 ° C, og som forårsager frembringelse af et osmotisk tryk lig med 1 atm. Det skal bemærkes, at disse partikler betragtes som osmotisk aktive.

I denne forstand henviser egenskaberne kendt som osmolaritet og osmolalitet til den samme måling: koncentrationen af ​​opløst stof i en opløsning eller med andre ord indholdet af samlede partikler af opløst stof i opløsning.

Den grundlæggende forskel, der er fastlagt mellem osmolaritet og osmolalitet, er i de enheder, hvor hver er repræsenteret:

Osmolalitet udtrykkes i form af mængde stof pr. Volumen opløsning (dvs. osmol / L), medens osmolalitet udtrykkes i mængde stof pr. Masse opløsningsmiddel (dvs. osmol / kg opløsning).

I praksis bruges begge parametre ligegyldigt og manifesterer sig endda i forskellige enheder på grund af det faktum, at der er en ubetydelig forskel mellem den samlede størrelse af de forskellige målinger.

Referencer

1. Wikipedia. (Sf). Osmotisk koncentration. Gendannet fra es.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kemi, niende udgave. Mexico: McGraw-Hill.
3. Evans, DH (2008). Osmotisk og ionisk regulering: celler og dyr. Erhvervet fra books.google.co.ve
4. Potts, WT og Parry, W. (2016). Osmotisk og ionisk regulering i dyr. Gendannes fra books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Undersøgelser i generel biologi. Erhvervet fra books.google.co.ve